Полярная ковалентная связь

	связывающая электронная пара смещена к атому с большим значением ЭО

Молекула НСl Þ связывающая электронная пара смещена в сторону Cl: ЭО(Cl) =3,0, ЭО(Н) =2,1 Þ эффективный отрицательный заряд (- q) у атома Cl эффективный положительный заряд (+q) у атома Н Þ электрический диполь.

длина диполя (l _Д ):

	расстояние между центрами тяжести эффективных зарядов (+ q и – q)

электрический момент диполя связи m _св

(количественная мера полярности связи)

	произведение эффективного заряда q на длину диполя l д связи: m св = q×l д. (Кл×м)

 

 

 

m _св - векторная величина, направленная от положительного полюса к отрицательному.

молекула	DЭО	m св×10-30,Кл×м	вывод
Н – Сl	0,90	1,03	Чем больше DЭО, тем больше m св и, следовательно, связь более полярная
Н – Br	0,74	0,78
H - I	0,40	0,38

 

 

ПОЛЯРНОСТЬ МОЛЕКУЛ

электрический момент диполя молекулы (m _м)

	векторная сумма электрических моментов диполей всех связей и несвязывающих электронных пар в молекуле

 

 

Полярность молекулы зависит от ее геометрической структуры.

2-х атомные молекулыÞлинейная структураÞ m _{м =} m _св

 

Если m м =S m св = 0 Þ молекула неполярная Если m м =S m св ¹ 0 Þ молекула полярная

 

Молекула Н₂S Þ угловая структура(Ð92⁰)

ЭО(Н)=2,1 и ЭО(S)=2,5) Þсвязь полярная.

m _м = S m _св¹ 0. Þ молекула в целом полярная.

 

Молекула SbН₃

Sb…5 s ²5 p ³

 

Н 1 s ¹ Н 1 s ¹ Н 1 s ¹

 

Структура – тригональная пирамида

Связь полярная, т.к. DЭ.О.¹0

m _м = S m _св¹ 0. Þ молекула в целом полярная.

 

Гибридизация атомных орбиталей.

Если у атома в образовании химических связей участвуют разные по типу АО (s-, p-, d- или f- АО), то химические связи формируются электронами не «чистых», а «смешанных», или гибридных орбиталей.

Гибридизация:

	смешение АО с разными (но близкими) энергетическими состояниями, вследствие которого возникает такое же число одинаковых по форме и энергии орбиталей, симметрично расположенных в пространстве.

Перекрывание гибридных АО происходит в большей степени, чем негибридных орбиталей Þ химические связи прочнее Þ молекула более устойчива. Гибридная орбиталь:

 

Типы гибридизации АО

 

Орбитали, участвующие в гибридизации	Тип гибридизации	Структура молекулы	Валентный угол
s+p	sp	линейная	180о
s+p+p	sp2	плоский треугольник	120о
s+p+p+p	sp3	тетраэдр	109,3о

 

Молекула ВеСl₂

 

sp -гибридизация АО Ве, Ð180^о

пространственная структура Þ линейная.

 

Cl Be Cl

ЭО Ве и Cl: 1,5 и 3,0Þ связь полярная m _св ¹ 0

Cl Be ® Cl

m _мол = S m _св = 0 Þ молекула в целом неполярная.

Молекула ВН₃.

В^* 2 s¹ 2 p²

H 1 s H 1 s H 1 s

 

 

s-s перекрывание и два p-s перекрывания АО.

sp ²–гибридизация

 

s - связи, Ð 120°, связи полярные DЭО = (2.1-2.0) ¹ 0. Структура молекулы - плоский треугольник.

m _мол = S m _св =0 Þ молекула ВН₃ - неполярная.

 

Молекула SiCl₄

Si^* 3 s 3 p Cl 3 s 3 p

 

Cl 3 s 3 p Cl 3 s 3 p Cl 3 s 3 p

 

одна s -АО и три р- АО Þ sp ³- гибридизация АО Пространственная структура молекулы Þ тетраэдр

 

Ð 109,3⁰ связи – полярные, DЭО = 3 – 1,8 ¹ 0.

S m _св=0 - молекула в целом неполярная.

Вывод:

а) если гибридные АО центрального атома взаимодействуют с АО одинаковых атомов, то молекула Þ неполярная (СН₄, ВF₃).

б) если гибридные АО взаимодействуют с разными атомами (CH₂Cl₂,ВF₂Cl), то молекулы Þ полярные,

т. к. величины векторов электрических моментов диполей связей отличаются.

 

Молекулы NН₃ и Н₂О

 

N…2 s ²2 p ³ O…2 s ²2 p ⁴

 

 

H 1 s ¹ H 1 s ¹ H1 s ¹ 1 s ¹ 1 s ¹

sp ³ – гибридизация АО азота «N» и кислорода «О».

 

Неподеленные электронные пары (НП) влияют на величину валентных углов Þ силы отталкивания между ними больше, чем между относительно закрепленными электронными парами образующими связь (связывающая электронная пара - СП).

Уменьшение силы отталкивания электронных пар: НП-НП > НП-СП > СП-СП

В молекуле NН₃ одна НП уменьшает тетраэдрический угол (109,3^о) до 107^о , а в молекуле Н₂О две НП уменьшают его до 104,5^о.

 

ИОННАЯ ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

связь, образованная в результате электростатического взаимодействия ионов

 

 

- предельный случай полярной ковалентной связи. анион А^-, катион К⁺

Ионная связь не обладает: насыщаемостью

направленностью

повышенной электронной

плотностью в области связывания. Каждый ион окружен сферическим электрическим полем, действующим на любой другой ион.

Сила взаимодействия ионов определяются величиной их заряда и расстоянием между ними по закону Кулона.

Ион окружает себя наибольшим числом ионов противоположного заряда в определенном порядке, позволяющем занять минимально возможный объем с минимальной потенциальной энергией.